Mistura de soluções com solutos diferentes sem reação química

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A mistura entre café e leite é um exemplo clássico de mistura de soluções de solutos diferentes sem reação química
A mistura entre café e leite é um exemplo clássico de mistura de soluções de solutos diferentes sem reação química

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por Diogo

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Uma solução é a uma mistura homogênea que apresenta um solvente (material que dissolve outro material) e um soluto (material que será dissolvido). Uma mistura de soluções pode apresentar solutos com natureza diferente, mas dissolvidos em um mesmo solvente. Veja o exemplo a seguir:

A mistura de soluções de água com sal e água com açúcar é um exemplo de mistura de mesmo solvente e solutos diferentes
A mistura de soluções de água com sal e água com açúcar é um exemplo de mistura de mesmo solvente e solutos diferentes

Quando dois solutos diferentes entram em contato, existe a possibilidade de haver ou não uma reação química. Para saber se haverá ou não reação, basta conhecer os solutos de cada solução que está sendo misturada. Se eles apresentarem o mesmo cátion ou o mesmo ânion, não haverá reação química; caso contrário, haverá. Veja algumas combinações para exemplificar a ocorrência ou não de reação química:

NaCl + Na2SO4 = não haverá reação por apresentarem o mesmo cátion (Na);

HCl + NaOH = haverá reação porque apresentam cátions (H e Na) e ânions (Cl e OH) diferentes;

KBr + FeBr3 = não haverá reação por apresentarem o mesmo ânion (Br);

AuNO3 + CaS = haverá reação porque apresentam cátions (Au e Ca) e ânions (NO3 e S) diferentes.

Neste texto vamos realizar análises apenas sobre misturas de soluções de solutos diferentes que não reagem entre si. Quando realizamos uma mistura como essa, a análise é bem simples. Veja um exemplo:

Em uma mistura de soluções, sempre que o solvente for o mesmo, podemos somar os volumes misturados
Em uma mistura de soluções, sempre que o solvente for o mesmo, podemos somar os volumes misturados

Podemos observar na imagem acima que a Solução 1 apresentava 300 mL e a Solução 2 apresentava 500 mL. Ao serem misturadas, o volume passou a ser de 800 mL. Podemos realizar essa somatória do volume porque o solvente é o mesmo. Mas isso não pode ser feito com a massa do soluto de cada uma dessas soluções. Acompanhe o exemplo a seguir:

As soluções misturadas apresentam solutos diferentes que não reagem entre si
As soluções misturadas apresentam solutos diferentes que não reagem entre si

A Solução 1 possui 60 gramas de KBr, e a solução 2, 40 gramas de KI. Depois de misturadas, as duas soluções continuam com 60 g de KBr e 40 g de KI. As massas não podem ser somadas porque os solutos são diferentes. A única mudança que ocorre é a de que, antes, os 60 gramas de KBr estavam em 300 mL e os 40 gramas de KI estavam em 500 mL, agora ambos estão em um volume de 800 mL de solvente. Resumindo, houve uma diluição de ambas as soluções, pois apenas a quantidade de solvente sofreu alteração.

O resultado esperado quando uma mistura de soluções de solutos diferentes sem reação química é realizada é a diminuição da concentração de cada um dos solutos. Vamos comprovar esse fato calculando as concentrações antes e depois das alterações na nossa mistura de KBr com KI. Para isso, vamos utilizar a fórmula da concentração comum:

C = m1(massa do soluto)
          V (volume da solução)

Para a solução inicial de KBr, temos:

m1 = 60g
V = 300 mL ou 0,3 L

 

Assim:

C =  60 
       0,3

C = 200g/L

 

Para a solução inicial de KI, temos:

m1 = 40g
V = 500 mL ou 0,5 L

 

Assim:

C = 40
      0,5

C = 80g/L

 

Agora vamos calcular a concentração de cada um dos solutos novamente, mas no novo volume, que é 800 mL.

Analisando os resultados, fica claro que a concentração de cada um dos solutos após a mistura das duas soluções sofreu uma diminuição, ocorrência ligada à mudança na quantidade de solvente. Veja o quadro comparativo:

De uma forma geral, a concentração de cada um dos solutos após a mistura pode ser calculada pela mesma fórmula da diluição, mas que deve ser utilizada para cada um dos solutos separadamente. As duas modalidades de concentração mais utilizadas são a comum e a molaridade (concentração em quantidade de matéria):

Comum                          Molaridade

C1.V1 = Cf.Vf                  M1.V1 = Mf.Vf

C2.V2 = Cf.Vf                  M2.V2 = Mf.Vf

 

Observação: 1 indica solução 1; 2 indica solução 2; f indica solução final.

 

Veja um exemplo de aplicação dessas fórmulas:

 

Misturamos 300 mL de uma solução aquosa de H3PO4 0,5 mol/L com 150 mL de solução aquosa de K3PO4 3,0 mol/L. Qual é a molaridade da solução final em relação aos dois solutos?

 

M1 = 0,5 mol/L
V1 = 300 mL
M2 = 3,0
V2 = 150 mL
Vf = 300 + 150 =450 mL

Observação: Se o exercício tivesse requerido a concentração de cada íon (cátion e ânion), trabalho que só pode ser realizado em função da molaridade, a resposta seria baseada na molaridade final, da seguinte forma:

Para o H+ (a fórmula H3PO4 apresenta três unidades dele):

[H+] = 3.0,33

[H+] = 3,99 mol/L

 

Para o K+ (a fórmula K3PO4 apresenta três unidades dele):

[K+] = 3.1

[K+] = 3,0 mol/L

 

Para o PO4-3 (a fórmula K3PO4 apresenta uma unidade, e a fórmula K3PO4, mais uma):

Como se trata do mesmo grupo em ambos os solutos, podemos somá-los:

[PO4-3] = 0,33 + 1,0

[PO4-3] = 1,33 mol/L


Por Me. Diogo Lopes Dias

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